Determinarea factorului de echivalență și numărul de echivalență
În acest post, să ne ia în considerare două concepte importante, fără de care înțelegerea a subiectului „echivalent chimic“ este incompletă: f - faktorekvivalentnostii z - ekvivalentnoechislo.
Anumiți factori de echivalență și numărul echivalent se efectuează numai pentru o anumită situație. Diagrama arată astfel situatsii.ry părea echivalența
Dacă ne amintim comparație particula chimică valoare de mărfuri, care a fost discutat aici, factorul de echivalență va arăta proporția de „bunuri“ (fracția de particule reale), ceea ce corespunde cu un dolar (ion de hidrogen sau de electroni).
Determinarea factorului echivalent legat de găsirea numărul de echivalență z. Acestea sunt valorile inverse.
Semnificația echivalenței este că arată cât de mulți echivalenți conținute într-o singură particulă de materie. Sau, cu alte cuvinte, indică „cât de multe ruble în valoare de un anumit produs“
Să luăm în considerare toate exemplele de mai sus.
Tak, pentru reacția de neutralizare completă echivalent acid sulfuric la E (H2 S04) = 1/2 H2 S04. t. e. număr echivalent z = 2, un factor echivalent f = 1/2.
Luați în considerare câteva dintre reacțiile chimice cele mai frecvente. reacția B:
c un ion de hidrogen reacționează un ion hidroxid, deci e (OH -) = OH -. reacția Neutralizarea poate fi scrisă într-o formă moleculară:
Ca 2+ + 2OH - + 2H + + 2CI - = Ca 2+ + 2CI - + 2H2 0
În ecuația ion imediat evident că un ion de hidrogen corespunde 1/2 Ca2 +. 1 OH -. 1 Cl -. t. e. hidrogen ion echivalentă cu jumătate un hidroxid de calciu ion ion, ion de clor singur. Prin urmare,
E (Ca 2+) = 1/2 Ca 2+. E (CI -) = CI -. E (OH -) = OH -.
Să scrie ecuația acestei reacții, comparativ cu un ion de hidrogen, atunci ecuația reacției arată în mod clar factorii de echivalență în:
Dacă da analiza diferite reacții de neutralizare ecuații, se poate vedea modelul general: pentru un număr echivalent de acid egal cu numărul de substituibil în particular reacția ionilor de hidrogen, un motiv pentru - numărul de ioni de hidroxid substituibile.
Pentru reacțiile în care o sare a lua parte, determinarea factorului de echivalență și echivalentele pot fi determinate prin metode indirecte, de exemplu:
Pentru a determina echivalentul A1C13 și AgN03. introducă reacție auxiliar:
3AgN03 + 3HCI = 3AgC1 + 3HN03
Un echivalent de ioni de hidrogen treia moleculă AICI3 x AgN03 moleculă. prin urmare, E (A1C13) = 1/3 AICI3. un E (AgN03) = AgN03.
C avand in vedere mai multe reacții care implică săruri, observăm că numărul echivalent de sare este produsul numărului de ioni metalici pot fi substituite pe încărcătura de cationi sau produsul numărului de anioni substituibile ale reziduurilor acide de pe sarcina lor.
Ne întoarcem acum la procesele de oxidare-reducere.
B caz c un ion de cupru, doi electroni interactioneaza, prin urmare,
Cifra echivalentă pentru ionul de cupru este numărul de donor de electroni. B număr general echivalent în reacții redox determinate de numărul de electroni, ceea ce dă un agent reducător de particule sau primește un oxidant al particulelor. De exemplu, ia în considerare reacția:
În funcție de numărul de electroni care participă la jumătate de reacțiile relevante, descoperim număr echivalent: z (Cr2 2- 07) = 6; z (Cr + 3) = 3; z (Cl -) = 1; z (C12) = 2.
Cu condiția stabilit pentru gaz definesc toți ceilalți parametri (coloane goale). Adu toate calculele, răspunsul este scris sub forma fragmentului de masă.
= Numărul de moli de numărul de particule / NA = m / M
1 mol-va = molek.masse în Insulele - conține 6,02 * 23 particule octombrie (numărul lui Avogadro, NA)
Pentru a determina masa m0 greutate moleculară m să fie împărțită la numărul N de molecule de substanță în aceasta:
Deci, pentru a găsi o mulțime de molecule de substanță, este necesar să se cunoască masa molară a substanței M și constantă NA Avogadro. masa molara a substanței este de obicei determinată prin metode chimice, Avogadro constante cu un grad ridicat de acuratețe definit prin mai multe metode fizice.
MOLE - această cantitate de substanță egale 6,02.1023 unități structurale ale substanței - molecule (în cazul în care o substanță compusă din molecule) atomi (cu excepția cazului în mod atomic) a ionilor (dacă substanța este un compus ionic).
1 mol (1 mol) de apă = 6. 23 molecule de H2 O octombrie
1 mol (1 mol) de fier = 6. 23 atomi de Fe Octombrie
1 mol (1 mol) clor = 6. 23 molecule octombrie Cl2
1 mol (1 mol) de clor ionilor Cl - = 6. 23 octombrie Cl - ioni.
1 mol (1 mol) de electroni e - = 6. 23 octombrie electroni e -.
Avem acum o unitate de convenabil cantitatea de substanță mol. prin care se măsoară cu ușurință porțiuni egale de molecule sau atomi de cântărire simple.
Desigur, dacă vom mări sau micșora cantitatea de apă adusă de noi (18 g) și oxid de calciu (56 g) în același număr de ori, și o parte din moleculele reactive va scădea sau crește cu același factor.
Să presupunem, 1,8 g de apă a fost complet reacționat cu 5,6 g CaO și 180 g H2O, de asemenea, fără reziduuri reacționat cu 560 g CaO. Cu alte cuvinte, 0,1 mol de apă a reacționat cu 0,1 moli de CaO și 10 mol de apă au reacționat cu 10 mol de CaO, etc.
După cum putem vedea, masa molară a unei substanțe (în grame), numărul coincide cu greutatea moleculară sau atomică a substanței (în amu sau în termeni adimensionali - ca și în cazul greutății atomice sau moleculare relative). Este foarte convenabil pentru calcule chimice.
De exemplu, greutatea moleculară (greutate moleculară) CH4 este metan (12 + 4) = 16 amu Apoi, pentru reacțiile de combustie metan:
adevărat că 1 mol de metan produs 2 moli de apă și din 16 g de 2 metan se obține. 18 = 36 g apă.
Greutatea unui mol de substanță se numește masa molară. Se boznachaetsya litera M și are dimensiunea g / mol. Numărul de moli de substanță n găsită din raportul dintre masa m a substanței (d) până la masa molară M (g / mol).
De exemplu, numărul de moli de apă în g m este: n = m / 18. Pentru m g de sodiu metalic: n = m / 23, și așa mai departe.
Pe de altă parte, greutatea substanței se determină ca produsul masei molare după numărul de substanțe: m = n. M. Astfel, masa 0,1 moli de Na este de 0,1 mol x 23 g / mol = 2,3 g
masa molara coincide numeric întotdeauna cu greutatea moleculară (sau masa atomică - în cazul în care substanța nu constă din molecule și de atomi). În tabelul 5-1 sunt date pentru a ilustra masa molară M pentru mai mulți compuși cu structuri diferite.
Tabelul 5-1. Masele molare de substanțe diferite.
Masă moleculară sau atomică (rotunjită)
*) Atomica si moleculara clor clor - diferite substanțe având diferite proprietăți fizice și chimice.
După cum putem vedea, termenul „greutate moleculară“ și „masa molară“ se aplică nu numai la structura moleculară a substanțelor, dar, de asemenea, substanțele atomice și ionice. În tabelul 5-1, fiecare din coloana din dreapta, „porțiuni“ ale unei substanțe care cuprinde 6,02 × 23 octombrie unități structurale ale acestor substanțe.
Masa moleculară M - o constantă pentru fiecare substanță specifică. Fără ea, nu atunci când se calculează numărul de moli (n). Mai târziu, cu toate acestea, instrumentul nostru principal de lucru acesta va substanțe Mole.
Calculați: a) fracția de masă a solutului; b) concentrația molară; c) concentrația molară echivalentă; g) titru; d) fracția molară a soluțiilor de solut obținute prin dizolvarea compușilor în apă.
Densitatea apei = 0,998 g / cm3 = 1 g / cm3
fracție de masă - raportul dintre masa solutului la masa soluției. fracție de masă se măsoară în fracțiuni de unități sau ca procent.
- m1 - masa solutului în grame;
- m - masa totală a soluției, i.
Soluțiile binare de multe ori există (funcțional) relație unică între densitatea soluției și concentrația acesteia (la o temperatură dată). Acest lucru face posibilă determinarea concentrației de soluții practice importante folosind densimetru (Alcoolmetre, Zaharimetrul, lactometru). Unii nu Aerometrele sunt gradate în valori ale densității și concentrația soluției în mod direct (alcool, grăsimi din lapte, zahăr). Rețineți că pentru anumite substanțe din curba de densitate soluție are un maxim, în cazul în care măsurătoarea se realizează 2: imediată și cu o soluție de diluție mică.
De multe ori, la concentrația (de exemplu, baterii cu electrolit acid sulfuric) sunt pur și simplu densitatea acestora. Aerometrele distribuite (densimetre, densitometre) pentru determinarea concentrației soluțiilor substanțelor.
Exemplu. Dependența H2 SO4 densitate soluție de fracția de masă într-o soluție apoasă la 25 ° C [sursa care nu este specificat 174 zile]
Edit] fracție de volum
fracție de volum - raportul dintre volumul solutului la volumul soluției. Fracțiunea de volum se măsoară în fracțiuni de unități sau ca procent.
- V1 - volumul solut, L;
- V - volumul total al soluției, f.
După cum sa arătat mai sus, există Aerometrele pentru determinarea concentrației soluțiilor de anumite substanțe. Asemenea Aerometrele sunt gradate valorile densităților nu în direct și concentrare soluție. Pentru soluții comune de alcool etilic, în cazul în care concentrația este, în general, exprimată în procente volumetrice astfel Aerometrele sunt numite alcoholometer sau andrometrov.
[Regula] Molaritatea (concentrația molară volum)
concentrația molară - numărul de solut (mol) per unitatea de volum de soluție. Concentrația molară în sistemul SI se măsoară în mol / m, dar în practică este mult mai frecvent exprimate în mol / L sau mmol / l. Expresia „molar“ este de asemenea comun. Poate că o altă indicație a concentrației molare. care este de obicei notat cu M. Astfel, o soluție cu o concentrație de 0,5 mol / l-numitul 0,5 molar. Notă: unitatea „cârtița“ nu se sprijină pe cazuri. După cifrele scrie „mol“, la fel ca cifrele după „A se vedea“, „kg“, și așa mai departe. D.
- # 957; - cantitatea de substanță dizolvată mol;
- V - volumul total al soluției, f.
[Regula] Concentrația normală (concentrația molară echivalentă, sau pur și simplu „normalitate“)
Concentrația normală - numărul de echivalenți din acest material în 1 litru de soluție. Concentrația normală este exprimată în mol-eq / l sau g-eq / L (referindu mol echivalenți). Pentru înregistrarea concentrației unor astfel de soluții folosite reducerea „n“ sau «N». De exemplu, o soluție conținând 0,1 mol-eq / l, denumit decinormal și înregistrate ca 0,1N.
- # 957; - cantitatea de substanță dizolvată mol;
- V - volumul total al soluției, n;
- z - numărul de echivalență (factor de echivalență).
Concentrația normală poate varia în funcție de reacția în care este implicată o substanță. De exemplu, soluție molară H2 SO4 va odnonormalnym dacă este destinat să reacționeze cu alcalii pentru a forma bisulfat de potasiu KHSO4. dvuhnormalnym și au reacționat pentru a forma K2 SO4.